산(Acid) - 염기(Base) 이론의 정의와 분류

1.  산(Acid) - 염기(Base)의 정의와 기본적인 특성

 산(Acid) - 염기(Base)는 화학에서 중요한 개념이자 화학반응에서 필수적인 개념입니다. 지금부터 산(Acid)과 염기(Base)의 기본적인 특성에 대해 알아보며, 산-염기 이론에 대해 구분하여 설명하도록 하겠습니다. 

 산(Acid)의 기본적인 특성은 신맛 (레몬, 식초)이 나는 물질이 많습니다. 지시약 변화에서는 리트머스 종이를 빨간색으로 변화시키거나 페놀프탈레인 지시약을 무색으로 변화시키는 물질을 산성 물질이라고 구분합니다. 또한 금속과 반응성도 있는데 금속과 반응하여 수소 기체 (H₂) 발생합니다. 반대로 염기(Base)의 기본적인 특성은 쓴 맛이 나는 미끈미끈한 성질을 가집니다. 지시약 변화에서는 리트머스 종이를 파란색으로 변화시키거나 페놀프탈레인 지시약을 분홍색으로 변화시키는 물질을 염기성 물질이라고 구분합니다. 금속과의 반응성은 산성 돠 달리 대부분 반응하지 않습니다. 산(Acid) - 염기(Base)의 공통적인 특징은 전기전도도를 가지는 전해질의 역할을 수행합니다. 그리고 산 또는 염기와 반응하여 물과 염을 생성하는 중화반응을 일으키는 특징이 있습니다.

2. 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 정의와 분류

  산(Acid) - 염기(Base) 이론의 정의를 이론별로 구분하여 설명하도록 하겠습니다. 다음 표는 아레니우스 (Arrhenius), 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry), 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 각각 정의와 적용 범위를 요약한 것입니다. 

이론	산 (Acid)	염기 (Base)	적용 범위
아레니우스 (Arrhenius)	H⁺ (수소 이온, 프로톤) 형성	OH⁻ (수산화 이온) 형성	수용액(H₂O)에서만 가능
브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry)	H⁺를 주는 물질 (양성자 주개)	H⁺를 받는 물질 (양성자 받)	수용액 외에도 적용 가능
루이스 (Lewis)	전자쌍 받개	전자쌍 주개	유기 및 무기화학에서 사용

 

1) 아레니우스(Arrhenius) 산(Acid) - 염기(Base) 이론

① 아레니우스(Arrhenius) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 정의

 아레니우스(Arrhenius) 산(Acid) - 염기(Base) 이론은 1884년 스웨덴의 과학자 스반테 아레니우스(Svante Arrhenius)에 의해 주장되었습니다. 아레니우스(Arrhenius)는 산과 염기의 개념을 수용액에서의 이온화 반응으로 생각하였고, 산(Acid)은 물에서 H⁺ (수소 이온, 프로톤)를 내놓는 물질(HCl→H⁺+Cl⁻)로 정의했습니다. 그리고 염기(Base)는 물에서 OH⁻ (수산화 이온)를 내놓는 물질(NaOH→Na⁺+OH⁻)로 정의하였습니다. 즉, 산은 수용액에서 H⁺를 증가시키고, 염기는 OH⁻를 증가시키는 물질로 정의됩니다.

② 아레니우스 산-염기의 중화 반응

 아레니우스(Arrhenius) 산(Acid) - 염기(Base) 이론에서는 산과 염기가 반응하면 중화 반응이 일어나고 이 반응을 통해 물과 염을 생성한다고 설명합니다. 아레니우스 산-염기의 중화 반응식은 다음과 같습니다. 즉, 산에서 형성된 수소이온(H⁺)과 염기에서 생성된 수산화이온(OH⁻)이 결합하여 물을 생성합니다.

 

H⁺+OH⁻→H₂O

③ 아레니우스(Arrhenius) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 한계

 아레니우스(Arrhenius) 산(Acid) - 염기(Base) 이론은 수용액에서만 적용 가능합니다. 따라서 물(H₂O)이 반드시 존재해야 하며 비수용성(비극성 용매) 환경에서는 적용할 수 없는 제한이 있습니다. 또한 수산화이온(OH⁻)을 포함하지 않는 염기는 이론 모델에 적합하지 않습니다. 즉, 암모니아(NH₃)는 수산화이온(OH⁻)을 포함하지 않는 염기로 아레니우스 염기가 아니지만 물과 반응하여 NH₄⁺ + OH⁻를 생성합니다. 따라서 NH₃ 같은 물질도 염기로 포함하려면 새로운 산-염기 이론(브뢴스테드-로우리 이론)이 필요합니다. 마지막으로 루이스 산-염기 이론이 주장하는 전자쌍의 이동을 고려하지 않아 산-염기 반응을 자세히 설명하기 어려운 제한이 있습니다. 

2) 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론

① 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 정의

 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론은 1923년 요하네스 브뢴스테드(Johannes Brønsted)와 토마스 로우리(Thomas Lowry)가 각각 독립적으로 제안한 산-염기 이론입니다. 이 이론은 아레니우스(Arrhenius) 이론을 확장시켰으며 그 이론이 가진 한계를 보완하여 물(H₂O)뿐만 아니라 다양한 용매에서도 산-염기 이론이 적용 가능하도록 만들었습니다. 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론에서의 산(Acid)은 수소 이온(H⁺)을 주는 물질이며, 염기(Base)는 수소 이온(H⁺)을 를 받는 물질로 정의합니다. 즉, 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론에서 산성 물질은 수소 이온(H⁺)을 잃고, 염기는 수소 이온(H⁺)을 얻는 방식으로 반응합니다.

NH₃+H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻

 

위 반응식에서 물이 수소 이온(H⁺)을 주면서 산 역할을 하고, NH₃가 수소 이온(H⁺)을 받으면서 염기 역할을 합니다.

② 짝산-짝염기 (Conjugate Acid-Base Pairs)

 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론에서는 산과 염기가 서로 연결되어 쌍(Pair)을 이루는데 이를 짝산-짝염기 (Conjugate Acid-Base Pairs)라고 정의합니다. 

HA+B⇌A⁻+HB⁺

 위 반응식에서 짝산(Conjugate Acid)은 HB⁺로 염기가 수소 이온(H⁺)을 받은 후의 형태를 나타내며, 짝염기(Conjugate Base)는 A⁻로 산이 수소 이온(H⁺)을 잃은 후의 형태를 말합니다. 즉, 짝산과 짝염기의 관계는 짝산은 수소 이온(H⁺)을 내놓으면 짝염기로 변하고 짝염기는 수소 이온(H⁺)을 받으면 다시 짝산으로 변합니다. 

③ 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 한계

 브뢴스테드-로우리 (Brønsted-Lowry) 산(Acid) - 염기(Base) 이론은 수소 이온(H⁺)을 주고받는 반응이 아닌 경우 설명 불가합니다. 아레니우스 산-염기 이론과 마찬가지로 전자쌍 이동을 고려하지 않아 브뢴스테드-로우리 이론으로는 설명할 수 없는 물질이 존재합니다. 예를 들어, BF₃ 같은 루이스 산은 수소 이온(H⁺) 없이도 산으로 작용하지만, 브뢴스테드-로우리 이론으로는 설명할 수 없습니다.

3) 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론

① 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 정의

 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론은 1923년 길버트 N. 루이스(Gilbert N. Lewis)가 제안한 산-염기 이론입니다. 이 이론은 전자쌍의 이동을 기준으로 산과 염기를 정의하며, 아레니우스(Arrhenius), 브뢴스테드-로우리(Brønsted-Lowry) 이론보다 더 확장된 개념입니다. 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론에서의 루이스 산(Lewis Acid)은 전자쌍을 받는 물질(전자쌍 수용체, Electrophile)이고, 루이스 염기(Lewis Base)는 전자쌍을 주는 물질(전자쌍 공여체, Nucleophile)입니다. 즉, 루이스 산은 루이스 산은 양전하를 띠거나 전자쌍이 부족한 물질이고, 루이스 염기는 음전하를 띠거나 전자쌍이 있는 물질입니다.

BF₃+NH₃→F₃B–NH₃

 

 다음 반응식에서 BF₃ (루이스 산)는 전자쌍이 부족하여 NH₃로부터 전자쌍을 받고, NH₃ (루이스 염기)는 비공유 전자쌍을 제공하여 BF₃와 결합하게 됩니다. 전자쌍의 이동을 중심으로 반응이 정의되며 수소 이온(H⁺)의 형성 여부와 관계없이 루이스 산-염기 반응이 가능한 것을 알 수 있습니다.

② 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 장점과 한계

 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론은 가장 넓은 범위의 산-염기 반응 설명 가능합니다. 수소 이온(H⁺)의 형성과 상호교환 여부와 관계없이 산-염기 반응으로 인정 가능합니다. 이러한 특성을 이용하여 촉매 반응, 배터리, 생화학 등에서 활발히 응용이 되고 있습니다. 
 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base) 이론의 한계는 화학반응 중 반응 속도와 평형을 예측하기 어렵습니다. 그 이유는 화학반응 중 중간체(intermediate) 형성 및 여러 번의  전자쌍 이동 과정이 발생하여 반응 메커니즘이 매우 복잡하기 때문입니다. 추가적으로 루이스 (Lewis) 산(Acid) - 염기(Base)의 반응에서 배위 결합의 형성과 해리 속도가 반응 속도를 결정하므로 활성화 에너지(Eₐ)와 속도 상수(k)를 정략적으로 예측하는 것이 매우 어렵습니다. 그리고 용매의 극성, 이온 세기(ionic strength), 온도 등에 따라 반응 속도가 달라지는 용매 효과가 크고, 반응 환경에 따라 속도와 평형이 크게 달라지게 됩니다. 또한 이 반응은 특정 화학식으로 표현되기 매우 어렵기 때문에 단순한 평형 상수(K)로 설명할 수 없는 착물 형성 과정이 존재합니다. 즉, 모든 산-염기 반응이 루이스 개념으로 설명되는 것은 아닙니다.